Problème 1

Production de propène sur catalyseurs hétérogènes. Le propène est l'un des produits les plus précieux de la pétrochimie. Il peut être synthétisé par déshydrogénation directe du propane sur un catalyseur hétérogène,

\ce{C3H8(g) <=> C3H6(g) + H2(g)}

, mais la réaction n'est pas économiquement viable. On donne les relations d'enthalpie moyenne de liaison :

H_{\text{bond}}(\ce{C=C}) = 1.77\,H_{\text{bond}}(\ce{C-C})

H_{\text{bond}}(\ce{H-H}) = 1.05\,H_{\text{bond}}(\ce{C-H})

, et

H_{\text{bond}}(\ce{C-H}) = 1.19\,H_{\text{bond}}(\ce{C-C})

. (a) Calculer la variation d'enthalpie de la déshydrogénation directe du propane en fonction de

H_{\text{bond}}(\ce{C-C})

. (b) Il est difficile d'augmenter la quantité de propène en augmentant la pression à température constante — quelle loi ou principe l'explique le mieux ? (c) Pour cette réaction à l'équilibre, quels sont les signes de

\Delta H

\Delta S

, et le sens de variation de

\Delta G

quand la température est portée à une valeur supérieure

T^*

Étape 3 sur 3 : Signes de

\Delta H

\Delta S

et tendance de

\Delta G

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\Delta H > 0,\quad \Delta S > 0,\quad \Delta G = \Delta H - T\Delta S \Rightarrow \Delta G \text{ decreases as } T \text{ rises}

Analyse

La déshydrogénation est endothermique ( $\Delta H > 0$ , voir a) et augmente le nombre de molécules de gaz ( $\Delta S > 0$ ). Donc $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$ devient plus négatif quand $T$ augmente : la réaction avance à plus haute $T^*$ .